Titulometria De Complexação

Introdução

A titulometria compreende os métodos de análise quantitativa onde o analito é determinado medindo-se a sua capacidade de reação com um reagente apropriado, na forma de uma solução padrão. Uma solução padrão é uma solução de concentração exatamente conhecida. Conseqüentemente , podemos calcular a quantidade do analito a partir da quantidade e da concentração da solução padrão do reagente, aplicando as leis da estequiometria.

Conforme a quantidade da solução reagente seja medida em volume ou massa, a titulometria pode ser classificada em titulometria volumetrica ou titulometria gravimétrica, respectivamente. A análise volumétrica é mais amplamente aplicada.

A titulação compreende o processo de adição progressiva e lenta da solução-padrão (titulante) de uma bureta à solução contendo o analito (titulado) até que a reação se complete. O ponto teórico onde a quantidade de solução padrão (reagente) adicionado é quimicamente equivalente a quantidade do analito originalmente presente na solução é denominado de ponto estequiométrico. Por outro lado, o ponto experimental, onde a titulação é interrompida é denominada de ponto final de titulação. A diferença entre o ponto final da titulação e o ponto estequiométrico representa o erro de titulação.

Os métodos para determinar o ponto final de uma titulação compreendem o monitoramento;

a) de um sinal sensorial na solução, geralmente uma mudança de coloração. Neste caso, a mudança de coloração pode ser própria da reação (reação auto-indicadora). Como por exemplo na dosagem de F2+ com permanganato de potássio (KMnO4), a qual é interrompida devido à mudança de coloração da solução após a adição de um leve excesso de KMnO4, ou devido a utilização de um reagente auxiliar denominada de indicador;

b) instrumental de uma propriedade física do sistema, como por exemplo i) variação do potencial elétrico de uma espécie na solução (titulação potenciométrica); ii) variação da condutividade elétrica da solução (titulação condutométrica), iii) variação na absorvância da solução (titulação espectrofotométricas), entre outras.

Conforme a reação envolvida entre o analito e o reagente a análise titulométrica é classificada em:

c) titulometria ácido-base

d) titulometria de precipitação

e) titulometria de complexição

f) titulometria de oxi-redução

Os principais requesitos que uma reação deve preencher para ser empregada em titulometria é ser rápida e ter uma grande constante de equilíbrio (ser o mais completa possível).

Os métodos titulométricos são muito utilizados em análise de rotina por serem rápidos e facilmente

automatizados, e por apresentarem boa exatidão, boa precisão e baixo custo.

2. Princípios da titulometria de complexação

A titulometria de complexação baseia-se na formação de um complexo solúvel. Um íon metálico reage com um ligante apropriado para formar um complexo. A detecção do ponto final, onde a titulação é interrompida, é realizada com indicadores metalocrômicos ou método instrumental apropriada (eletrodos de mercúrio, eletrodos de vidro e eletrodos íon seletivo). Desses, o mais comum é o uso de indicadores.

3. Formação de complexo

Uma reação de complexação envolve a combinação entre um íon metálico (ácido de Lewis) e um ligante doador de pares de elétrons (base de Lewis) para formar um complexo (espécie pouco dissociada). O ligante deve ter pelo menos um par de elétrons desemparelhado para formar a ligação. Ligantes inorgânicos são a água, amônia e íons haletos. O ligante orgânico mais utilizado em titulometria de complexação é o EDTA, ácido etilenodiaminotetracético.

O número de ligações covalentes que o íons metálico pode formar com os doadores de par de elétrons é denominado de número de coordenação. Normalmente, o número de coordenação é dois, quatro e seis. As espécies que se formam como resultado da coordenação podem ser neutros, positivos ou negativos. Por exemplo, o cobre(II), com número de coordenação 4, forma complexo catiônico com a amônia, Cu(NH3)42+, complexo neutro com a glicina, Cu(gli)2, e complexo aniônico com íon cloreto, CuCl42-.

Um ligante pode ser classificado de acordo com o

número de átomos ou grupos doadores de pares de elétrons. Por exemplo, a amônia é um ligante monodentado porque se liga ao íon metálico através de um único átomo (nitrogênio). Um composto como o etilenodiamina (H2NCH2CH2NH2) que possui dois grupos disponíveis para formação da ligação covalente é chamado de bidentado. Também existem agentes quelantes Tridentado, Tetradentado, Pentadentado e Hexadentado. Um exemplo de ligante hexadentado é o EDTA (ácido etilodiaminotetracético) que é o agente quelante mais utilizado em volumetria de complexação.

4. Efeito Quelante

Um quelato se forma quando um íon metálico coordenado com dois (ou mais) grupos doadores de um único ligante, formando um anel heterocíclico de cinco ou seis átomos. Um exemplo de quelato é o complexo de cobre com a glicina.

Nesse composto o cobre se liga ao oxigênio do grupo carboxila e ao nitrogênio do grupo amino.

A formação de compostos quelatos gera mais estabilidade em relação aos seus homólogos que não formam quelatos, esse efeito de maior estabilidade é chamado de "efeito quelato", por exemplo, o composto [Fe (NH3) 6]3+ é menos estável que o composto [Fe (en) 3]3+, ambos compostos têm número de coordenação seis, com átomos doadores de nitrogênio e ambos têm geometria octaédrica a diferença é que o Ferro forma quelato com etilenodiamina.

Portanto, O efeito quelato é a capacidade que ligantes multidentados possuem de formar complexos metálicos mais estáveis que os formados por ligantes monodentados.

A estabilidade dos quelatos pode ser explicada

pela termodinâmica de sua formação. Os dois efeitos que direcionam uma reação química são a H negativo) e aumento nadiminuição da entalpia (liberação de calor, H positivo). Da termodinâmica, umentropia (aumento